de chimie généraleexcerpts.numilog.com/books/9782100710133.pdfIV Chimie générale Exercices 53 Solutions 57 3 Éléments et classiﬁcation périodique 65 3.1 Les éléments et

9782100710133-livre.fm Page I Samedi, 29. mars 2014 10:57 10

anuelminim

de

chimiegénéraleStructure de la matière

Elisabeth BardezProfesseur des Universités honoraire

au Conservatoire National des Arts et Métiers (Paris)

2e édition

Cours + Exos

9782100710133-livre.fm Page II Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

© Dunod, 2007, 20145 rue Laromiguière, Paris 5e

www.dunod.comISBN 978-2-10-071013-3

9782100710133-livre.fm Page III Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

Table des matières

1 États de la matière, corps purs et mélanges 1

1.1 États physiques de la matière (ou phases) 1

États solide, liquide et gazeux 1Incidence des interactions intermoléculaires et de l’organisation moléculaire sur les propriétés macroscopiques d’une phase 2

1.2 Corps purs et changements de phase des corps purs 5

Changements de phase (ou changements d’état) des corps purs 5

1.3 Mélanges 10

Mélanges homogènes 10Mélanges hétérogènes 11

Encadré 1. Tensioactifs, stabilisation des systèmes dispersés et membrane cellulaire 13

Points clefs 14

Exercices 15

Solutions 17

2 Atome et cortège électronique 21

2.1 Existence et constitution des atomes 22

Élément et atome : définitions 22Existence des atomes 22Constitution des atomes et des ions 23

2.2 Le cortège (ou nuage) électronique d’un atome 25

Atome, chimie et électrons 25De l’atome de Bohr au modèle quantique 26États de l’électron dans un atome 34Configuration électronique 46

Points clefs 52

IV Chimie générale

9782100710133-livre.fm Page IV Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

Exercices 53

Solutions 57

3 Éléments et classification périodique 65

3.1 Les éléments et leurs symboles 66

Éléments : langage et histoire 66Abondance des éléments 68

3.2 La classification périodique des éléments 69

Classification et périodicité 69Blocs, groupes et familles chimiques 69Caractère métallique 73

Encadré 2. La Classification périodique des éléments : science, imagination, art et même… marketing 74

3.3 Évolution de propriétés au sein de la classification périodique 76

Dimensions des atomes 76Énergie d’ionisation 78Énergie de fixation électronique et affinité électronique 79Électronégativité 81

3.4 Tendances de réactivité chimique 82

Tendance à l’ionisation 83Caractère oxydant ou réducteur 84

Points clefs 84

Exercices 86

Solutions 89

4 Noyau atomique, radioactivité, masse et énergie 95

4.1 Noyau atomique, radioactivité et énergie nucléaire 96

Représentation du noyau et définitions 96Représentation des particules élémentaires 97Radioactivité 98Radio-isotopes : traceurs et sources radioactives 105

Encadré 3. Carbone 14 et datation 106Énergie nucléaire 107

Encadré 4. Le Soleil, une énergie libérée par la fusion 111

Table des matières V

9782100710133-livre.fm Page V Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

4.2 Masse atomique 111

Masse d’un atome : masse de son noyau ou masse de ses nucléons ? 111

Masse atomique et unité de masse atomique (u) 112

4.3 Mole, masse molaire et quantité de matière 113

La mole : un changement d’échelle 113

Masse molaire 114

Quantité de matière 115

Points clefs 116

Exercices 117

Solutions 121

5 La liaison covalente et ses modèles 127

5.1 Vue d’ensemble des liaisons interatomiques 128

5.2 Formation de la liaison covalente 129

Origine de la liaison covalente 129

Énergie du système constitué de deux atomes 129

Liaisons covalentes simples et multiples – Valence 130

5.3 Modèle de Lewis 132

Répartition des liaisons covalentes autour d’un atome 132

Établissement des structures de Lewis 133

5.4 Orbitales moléculaires de molécules diatomiques 136

Des orbitales atomiques aux orbitales moléculaires 136

Orbitales moléculaires liantes et antiliantes. Cas de la molécule de dihydrogène H2 136

Molécules homonucléaires A2 formées par le fluor, l’oxygène et l’azote 141

Molécules hétéronucléaires AB 148

Encadré 5. L’oxygène singulet : une espèce hautement réactive 151

Points clefs 152

Exercices 153

Solutions 155

VI Chimie générale

9782100710133-livre.fm Page VI Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

6 Liaison covalente et géométrie des molécules 163

6.1 Données structurales 163

Géométries de H2O, NH3, CH4, BF3 et BeH2 164Géométries de C2H6, C2H4 et C2H2 165

6.2 Théorie de la liaison de valence et hybridation des orbitales atomiques 165

Localisation de la liaison covalente 165Hybridation des orbitales atomiques 166

6.3 Méthode VSEPR 174

Principe de la méthode VSEPR 174Formes des molécules 175

Encadré 6. Linus Carl Pauling : chimiste exceptionnel, homme engagé, personnalité atypique. 180

Points clefs 181

Exercices 182

Solutions 184

7 Liaison covalente : paramètres structuraux, vibrations, mésomérie 189

7.1 Enthalpie de liaison 190

Définitions 190Comment varie l’enthalpie de liaison ? 191Enthalpie de réaction 191

7.2 Longueur de liaison 192

Définition et mesures 192Longueur de liaison et enthalpie de liaison 192

7.3 Moment dipolaire 192

Moment dipolaire permanent 192Moments dipolaires en phase condensée 195

7.4 Vibrations moléculaires 196

Absorption dans l’infrarouge 196Modèle de l’oscillateur harmonique pour une molécule diatomique 196Quantification de l’énergie et énergie de point zéro 198Vibrations dans les molécules polyatomiques 200

Table des matières VII

9782100710133-livre.fm Page VII Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

7.5 Mésomérie (ou résonance) 200

Géométrie de HNO3 et NO3– 200

Délocalisation des électrons p et mésomérie 201

Stabilisation par résonance 202

Molécules polyatomiques conjuguées 204

7.6 De la liaison covalente aux interactions non covalentes 207

Encadré 7. De la poêle à frire à l’extincteur : petite histoire de la liaison C–F, une liaison si stable 208

Points clefs 210

Exercices 211

Solutions 214

8 Interactions non covalentes : ionique, de Van der Waals et liaison hydrogène 221

8.1 Interactions ion-ion et ion-dipôle 222

Interaction ion-ion 222

Interaction ion-dipôle 224

8.2 Interactions de Van der Waals 226

Interaction dipôle-dipôle 226

Interaction dipôle-dipôle induit 228

Interaction dipôle instantané-dipôle induit 229

Énergie de Van der Waals 232

8.3 La liaison hydrogène 234

Observations expérimentales 234

Nature et propriétés de la liaison hydrogène 235

Importance de la liaison hydrogène 235

8.4 Récapitulatif et comparaison des énergies mises en jeu dans les liaisons intermoléculaires 238

Encadré 8. L’eau n’est pas un liquide qui dort… 240

Points clefs 241

Exercices 242

Solutions 244

Index 249

9782100710133-livre.fm Page VIII Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

9782100710133-livre.fm Page 1 Vendredi, 14. mars 2014 11:11 11

1
États de la matière, corps purs et mélanges
La chimie est la science de la matière et de ses transformations.Comment cette matière nous apparaît-elle ? Quelle relation existe-t-ilentre son apparence macroscopique et sa constitution à l’échelleélémentaire ?

1.1 ÉTATS PHYSIQUES DE LA MATIÈRE (OU PHASES)

États solide, liquide et gazeux

PLA

N

1.1 États physiques de la matière

1.2 Corps purs et changements de phase des corps purs

1.3 Mélanges

OBJ

ECTI

FS

➤ Revoir les notions fondamentales sur les états de la matière et sur les changements d’état.

➤ Associer qualitativement les propriétés macroscopiques de la matière aux interactions intermoléculaires à l’échelle atomique.

➤ Savoir distinguer corps purs et mélanges, mélanges homogènes et mélanges hétérogènes.

➤ Découvrir les systèmes dispersés, en relation avec leur omniprésence dans notre quotidien.

La matière nous apparaît sous trois états physiques, l’état solide,l’état liquide et l’état gazeux.• Un solide est rigide ; il possède sa forme propre, indépendante

du récipient qui le contient, et son volume propre.• Un liquide n’a pas de forme propre. Il prend la forme de la

partie du récipient qui le contient ; en revanche, il possède sonvolume propre.

2 Chapitre 1 • États de la matière, corps purs et mélanges


Le tableau 1.1 résume les points essentiels.

Un état donné de la matière est aussi appelé une phase ; phase solide,phase liquide, phase gazeuse.

Une mésophase (du grec « mesos » = intermédiaire, médian) est une phase inter-médiaire entre deux phases. En réalité, ce terme s’applique seulement aux cristauxliquides, dont certaines propriétés les font assimiler à des liquides, et d’autres àdes solides.

Incidence des interactions intermoléculaires et de l’organisation moléculaire sur les propriétés macroscopiques d’une phase

a) Forces intermoléculaires de cohésion et agitation thermique

Isolément ces forces mettent en jeu de très faibles énergies. Cepen-dant, parce qu’elles sont très nombreuses, elles sont d’une importanceprimordiale.

Les interactions intermoléculaires s’opposent, dans une phasedonnée, à l’agitation propre des particules, qualifiée d’« agitationthermique », car d’autant plus importante que la température est plus

• Un gaz (également appelé vapeur) s’épand dans tout le récipientqui le contient, dont il prend la forme et le volume, si grand soitcelui-ci. Un gaz n’a ni forme propre, ni volume propre ; un gazoccupe un volume.

TABLEAU 1.1 PROPRIÉTÉS DÉFINISSANT LES TROIS ÉTATS DE LA MATIÈRE.

État Symbole Forme propre Volume propre

solide S ou s oui oui

liquide L ou l non oui

gazeux G ou g non non

Les différences observées à l’échelle macroscopique entre les étatssolide, liquide et gazeux sont dues aux interactions intermolécu-laires, s’exerçant entre les atomes, molécules ou ions constitutifsde la matière (cf. chapitre 8). Ces interactions sont responsables dela cohésion de la phase.

1.1 • États physiques de la matière (ou phases) 3


élevée. L’agitation thermique est un mouvement incessant, totalementaléatoire.

L’intensité des forces intermoléculaires au sein d’une substancedonnée diminue généralement quand on passe de la phase solide à laphase liquide, mais diminue encore beaucoup plus quand on passe dela phase liquide à la phase gazeuse. L’agitation thermique varie en sensinverse. Les particules sont donc beaucoup plus rapprochées dans lesphases solide et liquide, qu’en phase gazeuse.

La compression d’un gaz tend à rapprocher ses particules constitu-tives les unes des autres, et à réduire le volume qu’il occupe. Ellenécessite un apport d’énergie. Au contraire, l’expansion qui tend àaugmenter naturellement le volume occupé, se produit sans apportd’énergie extérieure, et éloigne les particules les unes des autres.

b) Fluidité et désordre

Au sein des liquides et a fortiori des gaz, les interactions ne sont pasassez fortes pour assurer la rigidité. Les particules sont mobiles lesunes par rapport aux autres ce qui confère aux liquides et aux gaz unefluidité expliquant qu’ils épousent la forme de leur contenant. Lesfluides que sont les liquides et les gaz sont cependant sensiblementdifférents les uns des autres.

L’agitation des particules gazeuses est considérable : dans l’air qui nous entoure,les molécules de dioxygène et de diazote ont, à la température ambiante, unevitesse de l’ordre de 1 800 km.h–1, soit une vitesse supérieure à celle du son qui estde l’ordre de 1 250 km.h–1.

L’état gazeux est donc désordonné. Le gaz parfait, où aucune inter-action entre les particules ne vient contrarier l’agitation moléculaire,est le siège d’un désordre parfait.

Dans l’état liquide, l’agitation des particules est limitée par leurproximité mutuelle, un liquide est moins désordonné qu’un gaz ;

Les solides et les liquides sont de ce fait peu comprimables ; ce sontdes phases condensées. En revanche, les gaz dans les conditionsusuelles sont aisément compressibles ; ce sont des phases diluées.

Un gaz dans lequel les interactions entre atomes ou molécules sontnégligeables se comporte comme le gaz parfait, gaz modèle dontune des particularités est que ses particules sont supposées sansinteractions mutuelles.



cependant, l’agitation moléculaire permet à des liquides miscibles misen contact de se mélanger, comme par exemple l’eau et l’éthanol.

Selon l’importance des forces intermoléculaires s’opposant àl’agitation thermique et au glissement des particules les unes sur lesautres, les liquides sont plus ou moins visqueux. Les huiles sont desliquides visqueux, les colles le sont encore plus. La viscosité diminuequand l’agitation moléculaire augmente, donc lorsque la températureaugmente.

c) Solides : de l’ordre au désordre

Le cuivre Cu, le quartz (silice SiO2 cristallisée), le chlorure de sodiumNaCl, la glace (H2O solide) sont des solides cristallins. Chacun d’euxillustre un type donné de solides cristallins : cristaux métalliques,covalents, ioniques et moléculaires.

Les structures cristallines sont, soit isotropes1 comme, par exemple, lastructure du diamant, soit anisotropes2 comme la structure du graphite,le diamant et le graphite correspondant à deux cristallisations diffé-rentes du carbone (figure 1.1). Il en résulte des propriétés spécifiques :optiques, électriques, mécaniques, etc. différentes.

Au sein des phases solides, les particules élémentaires peuvent êtreorganisées de façon ordonnée et régulière ; la structure est alorscristalline.

1. Qui possèdent les mêmes propriétés dans toutes les directions.2. Dont les propriétés varient en fonction de la direction.

Figure 1.1 Structure isotrope du diamant et structure lamellaire du graphite.Les cercles rouges représentent les atomes de carbone ; les traits noirs, les plus courtesdistances entre atomes de carbone, zones privilégiées où s’établissent les liaisonschimiques.

diamant graphite

1.2 • Corps purs et changements de phase des corps purs 5


Exemple. L’organisation des atomes de carbone en plans d’hexagones dugraphite lui confère la propriété d’être clivable. Le graphite est doncutilisé comme lubrifiant avec l’avantage qu’il résiste à des températuresélevées (jusqu’à 3 600 °C) et qu’il est insoluble dans de nombreuxsolvants. Au contraire, le diamant est la substance la plus dure connue,utilisée comme abrasif.

Le caoutchouc, le verre, le beurre, etc. sont amorphes. Lorsqu’onaugmente la température, ces solides fondent sans changement de struc-ture. Les solides amorphes sont en quelque sorte des liquides figés.

Il existe aussi des situations plus complexes où certaines structuressont douées d’un ordre cristallin partiel. Par exemple, un cristal liquideest désordonné comme un liquide dans certaines directions, et ordonnécomme un cristal dans d’autres. Les gels, les colloïdes, les polymères,etc. sont encore d’autres exemples. À chaque fois, les formes spécifiquesdes molécules constituantes permettent d’expliquer la constitution deces phases solides de matière dite « molle ». À l’extrémité de cetteénumération se trouve la matière vivante, dont la structure est l’objetaujourd’hui de beaucoup de recherches.

1.2 CORPS PURS ET CHANGEMENTS DE PHASE DES CORPS PURS

Changements de phase (ou changements d’état) des corps purs

a) Définitions

D’autres solides ne présentent pas d’organisation ordonnée, leurstructure est dite amorphe.

Un corps pur possède une composition chimique bien définie. Cepeut être un corps simple ou un corps composé.Un corps simple est une espèce chimique qui ne comporte qu’unseul élément chimique. Par exemple : l’hélium (He), le cuivre (Cu),le dioxygène (O2), le diazote (N2).Un corps composé est une espèce chimique formée de plusieurséléments dans des proportions fixes et déterminées. Par exemple :l’eau (H2O), le chlorate de sodium (NaClO3), l’éthanol (C2H5OH).

Les changements de phase (ou changements d’état) d’un corpspur sont les transformations inversibles d’une phase en une autre.



Ils sont schématisés sur la figure 1.2.

Les transformations représentées par des flèches rouges sur lafigure 1.2 (numérotées 1, 3, 5) requièrent de l’énergie, les étapesopposées (2, 4, 6) en libèrent. Les énergies échangées par le systèmeavec le milieu extérieur à pression constante sont des quantités dechaleur appelées chaleurs latentes de changement d’état.

Lors de la vaporisation (transformation 3), la phase vapeur estcaractérisée par sa pression de vapeur, qui augmente avec la tempéra-ture. Si la température est telle que la pression de vapeur est inférieureà la pression atmosphérique, on observe l’évaporation (l’évaporationde l’eau permet le séchage du linge, par exemple) ; si la température aatteint la valeur à laquelle la pression de vapeur est égale à la pressionatmosphérique, on observe l’ébullition.

Les transformations 4 et 6 correspondent au passage de la phasegazeuse vers les phases condensées, soit liquide, soit solide ; ce sontdes condensations. Pour les distinguer, il peut être précisé « conden-sation en phase liquide », ou « condensation en phase solide ».

Figure 1.2 Changements de phase d’un corps pur.

L G

S

1 2 6 5

3

4

1. fusion2. solidification ou congélation

3. vaporisation4. condensation ou liquéfaction

5. sublimation6. condensation

Figure 1.3 Sublimation de la carboglace : CO2(s) Æ CO2(g).Les clichés (a) et (b) ont été pris à une heure d’intervalle. La condensation de la vapeurd’eau ambiante sur les vapeurs de CO2 émises à – 78 °C permettent de matérialiser cesdernières par le brouillard d’eau formé.

(a) (b)



La sublimation (transformation 5) est le passage direct de la phasesolide vers la phase vapeur, sans apparition de liquide intermédiaire.Peu de corps purs se subliment à la pression atmosphérique.

On peut citer la carboglace (ou neige carbonique, dioxyde de carbone solide) quise sublime à – 78 °C, est ainsi utilisée pour la réfrigération dans les avions, sur lesplages, etc., avec l’avantage de ne pas « mouiller » (figure 1.3).

b) Température et changement d’état des corps purs

L’expérience montre que la succession des transformations d’uncorps pur : S Æ L Æ G est provoquée, à pression constante, par unapport de chaleur.

Analyse thermique. Étudions cette succession de transformations dansun réacteur fermé1 soumis à un échauffement régulier dans le temps,et homogène dans la masse du système. La température du système estenregistrée en fonction du temps. La courbe obtenue, appelée courbed’analyse thermique, est schématisée sur la figure 1.4.

Quand une seule phase est présente, l’apport de chaleur provoqueune augmentation de sa température.

En revanche, pendant tout le temps de la fusion S Æ L, puis del’ébullition L Æ G, la température reste constante tant que les deux

1. Un système « fermé » n’échange pas de matière, mais échange de l’énergie, avecle milieu extérieur.

Figure 1.4 Courbe d’analyse thermique d’un corps pur.

T

G

L

S

pE

pF← solidification

fusion →

← condensationébullition →

temps (donc apport de chaleur)



phases coexistent. L’apport de chaleur provoque alors le changementd’état à température constante.

Le refroidissement du système en partant de la phase gaz correspondau parcours de la même courbe en sens inverse.

Équilibres de fusion et d’ébullition. Imaginons que, soit au cours dela fusion, soit au cours de l’ébullition, on isole1 le système. La tempé-rature reste alors constante dans le temps et égale respectivement auxtempérature de fusion (notée Tf ou pF), et température d’ébullition(notée Te ou pE). Les quantités des phases solide/liquide, ou liquide/gaz demeurent constantes. Le système est le siège de :➤ l’équilibre solide/liquide, schématisé par S 6 Lou de➤ l’équilibre liquide/vapeur, schématisé par L 6 G.

Dans l’un ou l’autre cas, un tel système, comme tout système en état d’équilibre, n’estpas figé. En effet, l’invariance des quantités de matière dans chaque phase ne résultepas de l’absence de transformations : les deux transformations opposées continuent àavoir lieu, mais à la même vitesse.

Températures de fusion et d’ébullition. La température de fusion etla température d’ébullition d’un corps pur à la pression atmosphériquefont partie de ses propriétés physiques, et peuvent servir à l’identifier.Le tableau 1.2 permet de comparer plusieurs substances.

1. Un système « isolé » n’échange ni matière, ni énergie avec le milieu extérieur.

TABLEAU 1.2 TEMPÉRATURES DE FUSION, ET D’ÉBULLITION DE QUELQUES SUBSTANCES SOUS 1 BAR.

L’état physique dans les conditions habituelles de température et de pression estindiqué entre parenthèses.

pF (°C) pE (°C)

Iridium (s) 2 450 4 430

Quartz (s) 1 610 2 230

Cuivre (s) 1 084 2 562

Chlorure de sodium (s) 801 1 413

Eau (l) 0 100

Éthanol (l) – 114,5 78,4

Dioxygène (g) – 218,8 – 183



Les températures de changement d’état reflétant elles aussi l’importance des liaisonsintermoléculaires au sein des phases, la cohésion de la phase solide, illustrée par lavaleur du pF, et celle de la phase liquide, illustrée par la valeur du pE, croissent debas en haut pour les substances du tableau 1.2.

c) Diagramme d’état du corps pur

Les températures de changement d’état sont fonction de la pression.Les courbes correspondantes (courbe de fusion, courbe d’ébullition etcourbe de sublimation) sont rassemblées sur le diagramme d’état ducorps pur (figure 1.5).

Ces courbes concourent au point triple T, dont les coordonnéessont spécifiques de chaque corps pur. En ce point, les trois phasescoexistent. La température du point triple de l’eau définit le kelvin etvaut 273,16 K (P = 6,11 mbar).

La courbe d’ébullition s’arrête au point critique C, de coordonnéesTC, PC. Si on chauffe un liquide au-delà de TC, l’interface entre lesphases liquide et vapeur disparaît ; le corps pur est alors dans l’état defluide supercritique. Le tableau 1.3 donne les constantes critiques dequelques corps purs.

On constate que les trois gaz principaux constituant l’air (N2, O2 et Ar)sont, à la température ambiante, au-delà de leur température critique.

Figure 1.5 Allure générale du diagramme d’état d’un corps pur.

C

T

T

P

G

LS

TC

PC

fusion

sublimation

ébullition



1.3 MÉLANGES

Mélanges homogènes

a) Définition. Mélanges gazeux

Par conséquent, un mélange homogène ne comporte qu’une seulephase et ses propriétés sont uniformes. Par exemple : l’or de bijouterie ;l’eau sucrée, ou salée, ou alcoolisée ; l’air.

Soulignons que, compte tenu de leur caractère dilué, tous les gaz forment toujoursdes mélanges homogènes, dont l’air est un exemple.

b) Solutions

➤ Les solutions solides les plus utilisées sont les alliages (or de bijou-terie, aciers, etc.).

➤ Les solutions liquides les plus utilisées dans la vie courante sont lessolutions aqueuses, dont le solvant est l’eau. Les solutés sont trèsdivers : sucre, alcool, acides, sels, etc.

TABLEAU 1.3 CONSTANTES CRITIQUES DE Ar, O2, N2 et CO2.

PC (atm) TC (K)

Ar 48 150,7

O2 50,1 154,8

N2 33,5 126,2

CO2 72,8 304,2

Un mélange est la juxtaposition, plus ou moins intime, de plusieurscorps purs. Les mélanges sont soit homogènes, soit hétérogènes.

Un mélange homogène est un système dont les constituants sontuniformément mélangés, même à l’échelle moléculaire.

Dans un mélange homogène, si l’un des constituants est majoritaireet les autres par conséquent minoritaires, le mélange est appelésolution. Le constituant majoritaire est le solvant, les constituantsminoritaires sont les solutés.

1.3 • Mélanges 11


Exemple. La température de fusion/congélation des solutions aqueusesest inférieure à 0 °C. Divers solutés tels que le méthanol ou d’autresalcools, le chlorure de sodium, l’acétate de potassium, peuvent ainsiêtre utilisés dans des dispositifs antigivrage ou antigel (par exemple,l’éthylène glycol ou le méthanol dans les liquides lave-glaces desvoitures).

c) Diffusion

La diffusion est le processus de dispersion et de mélange spontané ausein des phases, dû à l’agitation thermique des particules. Ce processustend à homogénéiser les concentrations. Une augmentation de tempé-rature en accélère la vitesse.

Exemple. C’est la diffusion qui est responsable de l’homogénéisationdu contenu d’un verre dont le fond serait initialement rempli de siropde menthe plus dense que l’eau, recouvert d’eau pure. En l’absencede toute agitation mécanique (mouvement de la cuillère) le systèmeévolue naturellement vers une solution de « menthe à l’eau » pardiffusion.

Mélanges hétérogènes

a) Définition

Ces phases, qui sont non miscibles (ou immiscibles) peuvent êtreconstituées de corps purs et/ou de mélanges homogènes. Par exemple,un béton, un brouillard, une peinture, une vinaigrette, etc.

b) Cas des mélanges huile/eau

Le cas de la vinaigrette retient l’attention car c’est une situation où ily a juxtaposition d’une phase huile et d’une phase aqueuse. La phasehuile est un mélange homogène de plusieurs corps gras, insolublesdans l’eau. La phase vinaigre est une solution aqueuse homogèned’acide éthanoïque, d’aromates, de colorants, etc. insolubles dans laphase huile.

Les températures d’ébullition/condensation et de fusion/congélationdes solutions sont respectivement supérieures et inférieures à cellesdu solvant pur, et dépendent de la composition.

Un mélange hétérogène est un système dont les constituants setrouvent dans des phases distinctes décelables à l’œil ou au micro-scope, et dont les propriétés ne sont donc pas uniformes.



La coexistence de phases aqueuses et de phases grasses (lipidiques),non miscibles, est une question fondamentale de la constitution de lamatière vivante, comme de la vie courante (Comment se laver avec del’eau, alors que la peau est couverte d’un film de graisse ? Commenthydrater la peau ?).

c) Systèmes dispersés

Certains mélanges hétérogènes résultent de la dispersion d’une phasedans une autre. Ce sont des systèmes dispersés. Par exemple, unbrouillard est la dispersion de très fines gouttelettes d’eau dans l’air(aérosol). La phase aqueuse est appelée « phase dispersée » car elle estdiscontinue. La phase gazeuse est, en revanche, une « phase continue ».

Le tableau 1.4 indique le nom attribué aux systèmes dispersés enfonction de leur constitution, et cite des exemples.

La zone de contact entre les deux phases est l’interface, au niveaude laquelle existe une tension interfaciale. Cette tension résulte de ladifférence des forces de cohésion de part et d’autre de l’interface etdépend donc de la nature chimique des phases.

TABLEAU 1.4 TYPES DE SYSTÈMES DISPERSÉS ET EXEMPLES.

Phase dispersée

Phase continue

Système dispersé

Exemples

solide liquide suspension eau sableuse

liquide liquide émulsion* vinaigrette après agitation

gaz liquide mousse mousse de bière (CO2 dans l’eau)

gaz solide mousse solidemie de pain

(air dispersé dans la pâte)

liquide gaz aérosol brouillard

solide gaz fuméetoute fumée

(cigarette, incendie, etc.)

solide solide compositepneumatique (carbone dispersé

dans le caoutchouc)

liquide solide gel gélatine alimentaire

* Les émulsions les plus répandues sont les émulsions d’huile dans l’eau (H/E) ou d’eau dans l’huile (E/H).

1.3 • Mélanges 13


Certains systèmes dispersés ne sont naturellement pas stables, etnécessitent qu’il leur soit fourni de l’énergie pour exister. Par exemple,pour disperser le vinaigre dans l’huile d’une vinaigrette, et donc pouraugmenter la surface de l’interface, il faut agiter pour fournir de l’énergie.De tels systèmes peuvent être stabilisés par des tensioactifs (cf. encadré 1).

Encadré 1. Tensioactifs, stabilisation des systèmes dispersés et membrane cellulaire

Les tensioactifs sont particulièrement utilisés pour stabiliser lesémulsions H/E et E/H. Ils possèdent des molécules allongées dontune extrémité est soluble dans l’eau (tête polaire), la partie restanteétant soluble dans l’huile (chaîne hydrophobe). Ils se localisent auxinterfaces et diminuent la tension interfaciale, stabilisant la dispersion.Une vinaigrette peut par exemple être stabilisée par un tensioactifprésent dans la moutarde (figure 1.6).Les domaines des cosmétiques et de l’alimentaire sont les terrainsd’élection des tensioactifs. Par exemple, le lait est une émulsion degouttelettes de graisse dans l’eau, stabilisée par des protéines, enparticulier les caséines. Quand le lait est dit « homogénéisé » (maispas homogène pour autant), le diamètre moyen des gouttelettes estde l’ordre de 1 mm. Une telle taille des objets dispersés conduit à uncertain type de diffusion de la lumière, appelée diffusion de Mie,responsable de l’aspect blanc du lait.La mayonnaise est également une émulsion huile dans eau, stabiliséepar la lécithine et les protéines du jaune d’œuf (figures 1.6 et 1.7).Quant à la crème glacée, dont la phase continue est de l’eau sucréeet aromatisée, elle est à la fois :– une émulsion H/E de gouttelettes de matière grasse ;– une suspension de cristaux microscopiques de glace (eau solide) ;– une mousse de bulles d’air microscopiques.Les tensioactifs ont également la propriété de s’autoorganiser. Lamatière vivante met à profit la faculté d’autoorganisation des phospho-lipides lors de la constitution de la membrane cellulaire. Celle-ci estconstituée d’une double couche d’environ 6 nm d’épaisseur, les têtespolaires étant dirigées de part et d’autre vers l’extérieur (figure 8.3).Le cholestérol, les glycolipides, ainsi que des protéines qui assurentdiverses fonctions : récepteurs, transporteurs, enzymes, font égalementpartie de la membrane cellulaire.

Documents

de chimie généraleexcerpts.numilog.com/books/9782100710133.pdfIV Chimie générale Exercices 53 Solutions 57 3 Éléments et classiﬁcation périodique 65 3.1 Les éléments et